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Reações em solução aquosa
Uma solução na qual a água é o meio de dissolução é chamada de solução aquosa.
Uma solução é uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias. A substância presente em maior quantidade é geralmente chamada de solvente e as outras substâncias são chamadas de solutos; costuma-se dizer que elas estão dissolvidas no solvente. 
Quando uma pequena quantidade de cloreto de sódio (NaCl) é dissolvida em uma grande quantidade de água, por exemplo, a água é o solvente e o cloreto de sódio é o soluto.
Uma substância (como o NaCl) cuja solução aquosa contém íons é chamada de eletrolítica. Por outro lado, uma substância (como o C12H22O11 ) que não forma íons em solução é chamada de não eletrolítica.
Quando o NaCl é dissolvido na água, cada íon se separa da estrutura sólida, ficando disperso por toda a solução.
Embora H2O seja uma molécula eletricamente neutra, o átomo de O é rico em elétrons e possui uma carga parcial negativa, ao passo que cada átomo de H apresenta uma carga parcial positiva. A letra grega delta minúscula (δ) indica cargas parciais: a carga parcial negativa é indicada pelo δ-("delta menos") e a carga parcial positiva é indicada pelo δ+ ("delta mais"). 
Os cátions são atraídos pela extremidade negativa de H2O e os ânions, pela extremidade positiva. Quando um composto iônico é dissolvido, os íons ficam circundados por moléculas de H2O. Assim, pode-se dizer que os íons foram solvatados. Solvatação ajuda a estabilizar os íons em solução e evita que cátions e ânions se recombinem.
Eletrólitos fortes e fracos
Eletrólitos fortes são os solutos que existem em solução completamente, ou quase completamente, na forma de íons. Todos os compostos iônicos solúveis em água, como o NaCl, e alguns compostos moleculares, como o HCl, são eletrólitos fortes. 
Já os eletrólitos fracos são solutos que existem em solução principalmente na forma de moléculas neutras, com apenas urna pequena proporção na forma de íons.
Devemos ter cuidado para não confundir a proporção com que um eletrólito é dissolvido, ou seja, a sua solubilidade, com o fato de ser forte ou fraco. Por exemplo, o CH3COOH é extremamente solúvel em água, mas é um eletrólito fraco. O Ca(OH)2, por sua vez, não é muito solúvel em água, mas a quantidade que se dissolve dissocia-se quase completamente. Assim, o Ca(OH)2 é um eletrólito forte.
Quando um eletrólito fraco, como o ácido acético, é ionizado em solução, a seguinte reação pode ser escrita:
As meias setas que apontam em direções opostas indicam que a reação é significativa em ambas as direções. Em um determinado momento, algumas moléculas de CH3COOH são ionizadas para formar íons H+ e CH3COO-, mas íons H+ e CH3COO- são recombinados para formar moléculas de CH3COOH.
Usa-se meias setas, que apontam em sentidos opostos, para representar reações que ocorrem tanto em um sentido quanto no oposto, até atingir o equilíbrio. O equilíbrio é um estado no qual os números relativos de cada tipo de íon ou molécula na reação são constantes ao longo do tempo.
Reações de precipitação
As reações que resultam na formação de um produto insolúvel são chamadas de reações de precipitação. Um precipitado é um sólido insolúvel, formado por uma reação em solução.
A solubilidade de uma substância em uma dada temperatura representa a quantidade dessa substância que pode ser dissolvida em uma certa quantidade de solvente.
Qualquer substância com uma solubilidade inferior a 0,01 mol/L será considerada insolúvel. Nesses casos, a atração entre os íons com cargas opostas presentes no sólido é forte demais, impedindo que as moléculas de água os separem de maneira significativa. A maior parte da substância permanece não dissolvida.
Todos os compostos iônicos comuns formados por íons de metais alcalinos (grupo IA da tabela periódica) e pelo íon amônio (NH4+) são solúveis em, água.
Reações de troca (metátese)
As reações em que cátions e ânions trocam de pares seguem a equação geral:
Para completar e balancear as equações de reações de metátese, seguimos as seguintes etapas: 
1. Utilizar as fórmulas químicas dos reagentes para determinar quais íons estão presentes. 
2. Escrever as fórmulas químicas dos produtos combinando o cátion de um reagente com o ânion do outro, usando as cargas iônicas para determinar os subscritos nas fórmulas químicas. 
3. Verifique as solubilidades cm água dos produtos. Para uma reação de precipitação ocorrer, pelo menos um produto deve ser insolúvel em água. 
4. Proceda com o balanceamento da equação.
Equação iônica 
Ao escrever equações de reações em solução aquosa, muitas vezes é útil indicar se as substâncias dissolvidas estão predominantemente presentes como íons ou moléculas.
Exemplo: reação de precipitação entre o Pb(NO3)2 e o 2KI
Uma equação escrita dessa forma, mostrando as fórmulas químicas completas de reagentes e produtos, é chamada de equação molecular, uma vez que mostra as fórmulas químicas sem indicar o caráter iônico.
Uma equação escrita dessa forma, com todos os eletrólitos fortes solúveis mostrados como íons, é chamada equação iônica completa.
Observe que o K+(aq) e o NO3-(aq) aparecem em ambos os lados da Equação. Íons que aparecem sob a mesma forma em ambos os lados de uma equação iônica completa, chamados de íons espectadores, não desempenham papel direto na reação. Quando os íons espectadores são omitidos da equação, ou seja, quando são cancelados como quantidades algébricas, ficamos com a equação iônica simplificada, que é aquela que inclui apenas íons e moléculas diretamente envolvidos na reação:
OBS: Somente eletrólitos fortes dissolvidos em soluções aquosas são escritos na forma iônica.
Ácidos
Os ácidos são substâncias que se ionizam em solução aquosa para formar íons de hidrogênio, H+(aq). Uma vez que um átomo de hidrogênio possui apenas um elétron, o íon H+ é simplesmente um próton. Assim, os ácidos são frequentemente chamados de doadores de prótons.
Moléculas de diferentes ácidos se ionizam formando diferentes quantidades de íons H+. Tanto o HCI quanto o HNO3 são ácidos monopróticos, que produzem apenas um H+ por molécula de ácido. O ácido sulfúrico, H2SO4, é um ácido diprótico, pois produz dois H+ por molécula de ácido.
A ionização do H2SO4 e de outros ácidos dipróticos ocorre em duas etapas:
Embora o H2SO4 seja um eletrólito forte, apenas a primeira ionização é completa. Assim, as soluções aquosas de ácido sulfúrico contêm uma mistura de H+(aq), HSO4-(aq) e SO4 2- (aq).
Bases
Bases são substâncias que recebem íons H+, ou seja, reagem com eles. As bases produzem íons hidróxido (OH-) quando são dissolvidas em água.
Compostos de hidróxidos iônicos, como o NaOH, o KOH e o Ca(OH)2, estão entre as bases mais co1nuns. Quando dissolvidos em água, eles se dissociam para formar íons, produzindo íons OH- na solução.
Compostos que não contêm íons OH- também podem ser bases. Por exemplo, a amônia (NH3) é uma base bem comum. Quando adicionada à água, ela aceita um íon H+ de uma molécula de água e, desse modo, produz um íon OH-.
Ácidos e bases fortes e fracos
Ácidos e bases que se ionizam completamente em solução (eletrólitos fortes) são classificados como ácidos fortes e bases fortes. Aqueles que são ionizados parcialmente (eletrólitos fracos) são classificados como ácidos fracos e bases fracas.
A reatividade de um ácido, no entanto, pode depender tanto da natureza do ânion quanto da concentração de H+(aq). Por exemplo, o ácido fluorídrico (HF) é um ácido fraco, sendo apenas parcialmente ionizado em solução aquosa, mas é muito reativo e ataca vigorosamente várias substâncias, incluindo o vidro. Essa reatividade é decorrente da ação combinada do H+(aq) e do F-(aq).
Reações de neutralização e sais
Quando a solução de um ácido e a solução de uma base são misturadas, ocorre uma reação de neutralização. Os produtos da reação não têm nenhuma das propriedades características das soluções ácida ou básica. 
Por exemplo, quando o ácido clorídrico é misturado com uma solução de hidróxido de sódio, a reação é:
De modo geral, uma reação de neutralização entre umácido e um hidróxido metálico produz água e um sal.
Reações de neutralização com formação de gás
Além do OH-, muitas bases reagem com o H+ para formar compostos moleculares. Duas delas que você pode encontrar no laboratório são o íon sul feto e o íon carbonato. 
Esses dois ânions reagem com ácidos para formar gases com baixa solubilidade em água. O sulfeto de hidrogênio (H2S), substância responsável pelo odor desagradável dos ovos podres e que é liberada nos respiradouros do fundo do mar, é formado quando um ácido, como o HCl(aq), reage com um sulfeto metálico, corno o Na2S:
Carbonatos e bicarbonatos reagem com ácidos para formar CO2(g). A reação do CO32- ou do HCO3- com um ácido produz, primeiro, o ácido carbônico (H2CO3). Por exemplo, quando o ácido clorídrico é misturado ao bicarbonato de sódio, ocorre a seguinte reação:
O ácido carbônico é instável. Se estiver presente na solução em concentrações suficientes, ele se decompõe em H2O e CO2, que escapa da solução na forma de um gás:
Tanto o NaHCO3(s) quanto o Na2CO3(s) são usados como neutralizadores em casos de derramamento de ácido. Um desses sais é adicionado até que se cesse a efervescência causada pela formação do CO2(g).
Reações de oxirredução
Reações nas quais os elétrons são transferidos de um reagente para outro.
Uma das reações redox mais conhecidas é a corrosão de um metal. A corrosão representa a conversão de um metal em um composto metálico através de uma reação entre o metal e alguma substância presente no ambiente em que ele se encontra.
Quando um metal é corroído, cada átomo de metal perde elétrons, formando um cátion que pode ser combinado com um ânion para formar um composto iônico. A camada verde sobre a Estátua da Liberdade contém cátions Cu2+ combinados com ânions carbonato e hidróxido; a ferrugem contém cátions Fe3+ combinados com ânions óxido e hidróxido; e as manchas escuras na prata contêm cátions Ag+ combinados com ânions sulfeto.
Quando um átomo, um íon ou uma molécula se torna mais carregado positivamente (isto é, quando perde elétrons), dizemos que foi oxidado. A perda de elétrons por uma substância é chamada de oxidação.
Muitos metais reagem diretamente com o O2 presente no ar para formar óxidos metálicos. Nessas reações, o metal cede elétrons para o oxigênio, formando um composto iônico do íon metálico e íon óxido.
Quando um átomo, um íon ou uma molécula se torna mais carregado negativamente (ganha elétrons), dizemos que ele foi reduzido. O ganho de elétrons por uma substância é chamado de redução.
Números de oxidação
Para cada átomo ou íon de uma substância neutra é atribuído um número de oxidação. É uma maneira de manter o controle dos elétrons ganhos pela substância reduzida e dos elétrons perdidos pela substância oxidada.
Para íons monoatômicos, o número de oxidação é igual à sua carga. Para moléculas neutras e íons poliatômicos, o número de oxidação de um determinado átomo é representado por uma carga hipotética. Essa carga é atribuída ao dividir artificialmente os elétrons entre os átomos da molécula ou do íon. 
Usamos as seguintes regras para a atribuição de números de oxidação:
1. Para um átomo em sua forma elementar, o número de oxidação é sempre zero. Desse modo, cada átomo de H na molécula H2 tem um número de oxidação 0.
2. Para qualquer íon monoatômico, o número de oxidação é igual à carga do íon. Assim, o K+ tem número de oxidação +1, o S2- tem número de oxidação -2.
Em compostos iônicos, os íons de metais alcalinos (grupo IA) têm sempre carga l+ e, portanto, número de oxidação +1. Os metais alcalino-terrosos (grupo 2A) possuem sempre número de oxidação +2, e o alumínio (grupo 3A), sempre +3 em seus compostos iônicos.
OBS: Ao escrever números de oxidação, colocamos o sinal antes do número para distingui-los das cargas eletrônicas reais, nas quais o número vem primeiro.
3. Os não metais geralmente têm números de oxidação negativos, embora às vezes também possam ser positivos:
(a) O número de oxidação do oxigênio geralmente é -2, tanto em compostos iônicos, quanto em compostos moleculares. A grande exceção são os compostos chamados peróxidos, que contêm o íon O22-. Nesse caso, cada oxigênio tem nún1ero de oxidação -1.
(b) O número de oxidação do hidrogênio geralmente é +l, quando está ligado a não metais, e -1, quando ligado a metais - por exemplo, hidretos de metais, como o hidreto de sódio, NaH.
c) O número de oxidação do flúor é -1 em todos os seus compostos.
4. A soma dos números de oxidação de todos os átomos de um composto neutro é igual a zero. A soma dos números de oxidação em um íon poliatômico é igual à carga do íon.
Por exemplo, no íon hidrônio H3O+, que é uma representação mais precisa do H+(aq), o número de oxidação de cada hidrogênio é +1, e de cada oxigênio, -2. Assim, a soma dos números de oxidação é 3(+1) + (- 2) = + 1.
Oxidação de metais por ácidos e sais
A reação entre um metal e um ácido, ou um sal de metal, segue o padrão geral a seguir:
Essas reações são chamadas de reações de deslocamento porque o íon em solução é deslocado, ou seja, substituído, mediante a oxidação de um elemento.
Reações de deslocamento são comuns entre metais e ácidos, produzindo sais e gás hidrogênio. Por exemplo, o magnésio metálico reage com o ácido clorídrico para formar cloreto de magnésio e gás hidrogênio.
O número de oxidação do Mg muda de O para +2, um aumento indicando que o átomo perdeu elétrons e, portanto, foi oxidado. O número de oxidação do H+ no ácido diminui de +l para 0, o que mostra que esse íon ganhou elétrons e foi, portanto, reduzido.
Série de atividades
Uma lista de metais dispostos em ordem decrescente em relação à sua facilidade de oxidação, é chamada de série de atividade. 
Os metais da parte superior da tabela, alcalinos e alcalino-terrosos, são mais facilmente oxidados; isto é, eles reagem de uma maneira mais fácil para formar compostos. Eles são chamados de metais ativos. 
Os metais da parte inferior da série de atividade, os elementos de transição dos grupos 8B e 1B, são muito estáveis e formam compostos com menos facilidade. Esses metais, usados para fazer moedas e joias, são chamados de metais nobres, por causa de sua baixa reatividade.
Qualquer metal da lista pode ser oxidado pelos íons dos elementos localizados abaixo dele.
Por exemplo, o cobre está acima da prata na série, assim, o cobre metálico é oxidado por íons prata: 
Concentrações de soluções
Os cientistas usam o termo concentração para designar a quantidade de soluto dissolvido em uma dada quantidade de solvente ou de solução. Quanto maior for a quantidade de soluto dissolvida em certa quantidade de solvente, mais concentrada será a solução resultante.
Quantidade de matéria ou molaridade
A concentração em quantidade de matéria ou molaridade (símbolo c) expressa a concentração de uma solução como a quantidade de matéria de soluto (em mols) existente em um litro de solução:
Uma solução 1,00 molar contém 1,00 mol de soluto em cada litro de solução. A unidade de molaridade é o mol por litro (mol/L) comumente representada pela letra M.
A Figura 4.15 mostra a preparação de 0,250 L de uma solução de CuSO4 1,00 M.
Massa molar CuSO4: 159,609 g/mol em 1 L.
159,609g – 1 L
Xg – 0,250 L
Xg = 39,90 g
Expressar concentração de um eletrólito
Quando um composto iônico é dissolvido, as concentrações relativas dos íons presentes na solução dependem da fórmula química do composto. Por exemplo, uma solução de NaCl 1,0 M tem 1,0 M de íons Na+ e 1,0 M de íons Cl-, e uma solução de Na2SO4 1,0 M tem 2,0 M de íons Na+ e 1,0 M de íons SO42-.
Como interconverter concentração em quantidade de matéria, quantidade de matéria (em mols) e volume
Se soubermos que a concentração em quantidade de matéria de uma solução de HNO3 é 0,200 M, ou seja, 0,200 mol de HNO3 por litro de solução, podemos calcular a quantidade de matéria de soluto em um determinado volume (2,0 L, por exemplo).
Para ilustrar a conversão de quantidade de matéria para volume, vamos calcular o volume de uma solução de HNO3 0,30 M com 2,0 mols de HNO3:
Nessecaso, devemos usar a recíproca de concentração em quantidade de matéria na conversão:
Se um dos solutos for um líquido, pode-se usar sua densidade para converter sua massa em volume e vice-versa.
Por exemplo, uma cerveja comum contém 5,0% de etanol (CH3CH2OH) em volume de água, além de outros componentes. A densidade do etanol é 0,789 g/mL. Portanto, se quiséssemos calcular a concentração cm quantidade de matéria do etanol, que no dia a dia chamamos de simplesmente de "álcool", na cerveja, consideraríamos primeiro 1,00 L de cerveja. Esse 1,00 L de cerveja contém 0,950 L de água e 0,050 L de etanol.
Em seguida, podemos calcular a quantidade de matéria de etanol (em mols) cancelando adequadamente as unidades, considerando a densidade do etanol e a sua massa molar (46,0 g/mol):
Ou por regra de três:
0,789g – 1 mL (0,001 L)
Xg – 0,050 L Xg = 39,45g
1 mol de etanol – 46g de etanol (em 1 L)
X mol – 39,45g X mol = 0,858
Diluição
Soluções utilizadas de maneira rotineira no laboratório são frequentemente compradas ou preparadas na forma concentrada, sendo chamadas de soluções estoque. Soluções de baixa concentração podem ser obtidas a partir dessas soluções com adição de água. Esse processo é chamado de diluição.
O principal ponto a ser lembrado é que, quando o solvente é adicionado a uma solução, a quantidade de matéria do soluto (em mols) permanece inalterada: Quantidade de matéria de soluto antes da diluição = quantidade de matéria de soluto depois da diluição.
Vejamos como preparar tuna solução diluída a partir de um concentrado. 
Suponha que se deseja preparar 250,0 mL de solução (ou seja, 0,2500 L) de CuSO4 0,100 M, diluindo uma solução estoque de CuSO4 1,00 M.
Quantidade de matéria de soluto na solução concentrada = Quantidade de matéria de soluto na solução.
C1 x V1 = C2 X V2
0,100 M . 0,2500 L = 1,00 M . xL
xL (V concentrado) = 0,025 L ou 25,0 mL.